高考化学总复习专题八弱电解质的电离平衡教学案.docx

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1、精品文档课时1弱电解质的电离平衡2018备考最新考纲1. 了解电解质的概念；了解强电解质和弱电解质的概念。2.理解弱电解质在水溶液中的电离平衡，并能利用电离平衡常数进行相关计算。考点一 弱电解质的电离（考点层次A-自学、识记、辨析）1 .强、弱电解质概念（HF等除外）。弱电解质主（2）与化合物类型的关系强电解质主要是大部分离子化合物及某些强极性键的共价化合物要是某些弱极性键的共价化合物。2 .电离方程式的书写(1)弱电解质多元弱酸分步电离，且第一步电离程度远远大于第二步，如H2CO的电离方程式：H2COH+十 HCOHCJ + CO-。多元弱碱电离方程式一步写成，如Fe(OH)3电离方程式：F

2、e(OH)3Fe3+ + 3OH。(2)酸式盐强酸的酸式盐在溶液中完全 .电离，如：NaHSO=Nm + J + SO-。弱酸的酸式盐中酸式酸根在溶液中不能完全电离，如：NaHC3=NU+ HCO, HCH*+ CO-。提醒：电解质、非电解质均是化合物，盐酸、铜虽能导电，但它们既不是电解质也不是非 电解质。CO、SO、SO、NH等溶于水也导电，是它们与水反应生成新物质后而导电的，而它们液 态时不导电，故属于非电解质。BaSO等虽难溶于水，但溶于水的部分却能完全电离，属于强电解质。3 .弱电解质的电离平衡(1)电离平衡的建立在一定条件(如温度、浓度等)下，当弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合

3、成弱电解质分子的速率相等时，电离过程就达到平衡。平衡建立过程如图所示：(2)电离平衡的特征精品文档（3）外界条件对电离平衡的影响温度：温度升高，电离平衡向右移动,电离程度增大。浓度：稀释溶液，电离平衡向右移动,电离程度增大。同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，电离平衡向左移动，电离程度减_小。加入能反应的物质：电离平衡向右移动,电离程度增大。提醒：稀醋酸加水稀释时，溶液中的各离子浓度并不是都减小，如C（OHI ）是增大的。电离平衡右移，电解质分子的浓度不一定减小，如稀醋酸中加入冰醋酸。电离平衡右移，电离程度也不一定增大。VS教材高考1. （RJ选彳4 P 443改编）判断下列说法

4、是否正确（1）强电解质溶液中不存在溶质分子，弱电解质溶液中存在溶质分子（V）（2）氨气溶于水，当C（OH ） =C（N）时，表明NH H 2。电离处于平衡状态（X）（3）共价化合物一定是弱电解质（X）（4）强电解质溶液的导电能力一定比弱电解质溶液强 （X ）（5）中和等体积、等物质的量浓度的盐酸和醋酸溶液，盐酸所需氢氧化钠多于醋酸（X）2. （RJ选彳4 - P 432改编）某酸碱指示剂是一种有机酸，其在水溶液中的电离平衡与其呈现颜色相关：HIn（红色）U + In 一（黄色），若向含此指示剂的 5 mL 0.1 mol L 一的盐酸中加入10 mL 0.1 mol L 一的NaOH液，则溶液

5、的颜色变化为 （）A.红色变为无色B.黄色变为无色C.红色变为黄色D.黄色变为红色答案 C3. （溯源题）（2016 上海化学，6）能证明乙酸是弱酸的实验事实是。CHCOO解液与Zn反应放出H20.1 mol/L CH 3COON溶液的pH大于7CHCOOHg液与N&CO反应生成CQ0.1 mol/L CH 3CQQHg液可使紫色石蕊变红探源：本考题源于教材 RJ选彳4 P41 思考与交流”及其拓展，对弱电解质电离的影响因素 （加水稀释）进行了考查。诊断性题组1 .基础知识判断，正确的打“，”，错误的打“x”。（1）HClQ是弱酸，所以NaClQ是弱电解质（X）（2）弱电解质溶液中存在溶质分子

6、，而强电解质溶液中不存在溶质分子（V）（3）AgCl的水溶液不导电，而 CHCQQHJ水溶液能导电，故 AgCl是弱电解质，CHCQQIM强 电解质（X）（4）由0.1 mol - L 1氨水的pH为11,可知溶液中存在 NH3 - H 2QNF4+QH（ V）为确定某酸 HA是强酸还是弱酸，可测NaHA液的pH若pH7则H2A是弱酸；若pH0改变条件平衡移动力向n(H+)c(H+)导电能力Ka加水稀释向右增大减小减弱小小力口 CHCOONas)向左减小减小增强不变加入少量冰醋酸向右增大增大增强不变通 HCl(g)向左增大增大增强不变加 NaOHs)向右减小减小增强不变加入镁粉向右减小减小增强

7、不变升高温度向右增大增大增强增大考点二电离平衡常数（考点层次B一共研、理解、整合）对一元弱酸HA HAHl+ + AcKa=c HA对一元弱碱BOH BOHB+OHb+ c OHc BOH2 .特点及影响因素Kai? Ka2? K.3,所以其酸性主要决定(1)多元弱酸是分步电离的，各级电离常数的大小关系是 于第二步电离。(2)影响因素3 .意义电离常数反映了弱电解质的电离程度的大小，K值越大，电离程度越大，酸 (或碱)性越强。如相同条件下常见弱酸的酸性强弱：HSQHPOHFCbCOOH)COH2SHClQ提醒：电离平衡常数与化学平衡常数一样，只与温度有关，与其他条件无关。电离平衡常数除了可以比

8、较弱电解质的电离能力外，还能定量判断电离平衡的移动方向。在运用电离平衡常数表达式进行计算时，浓度必须是平衡时的浓度。VS教材高考1. (SJ选彳4 P 706改编)已知25 c下，醋酸溶液中存在下述关系:c h+ c CHCOOc CHCOOH= 1.69 X 10其中的数值是该温度下醋酸的电离平衡常数。试回答下述问题：(1)向上述溶液中加入一定量的NaOH溶液，上述数值将不变(填“增大” “减小”或“不变”)。(2)若醋酸的起始浓度为 0.001 0 mol/L ,平衡时氢离子浓度 c(H+)是1.3 X10 4 mol/L(提示：醋酸的电离常数很小，平衡时的c(CHCOOH)T近似视为仍等

9、于 0.001 0 mol/L)。2. 2016 课标全国H ,26(4)联氨为二元弱碱，在水中的电离方式与氨相似。联氨第一步电离反应的平衡常数值为8.7 X10 7 (已知：N2H4+ 4M常的K= 8.7X107; 6= 1.0X10 14)。联氨与硫酸形成的酸式盐的化学式为N2H3(HSC4)2o探源：本考题源于教材 SJ选彳4 P66 “例题”，对电离度概念理解及与浓度和电离常数的关 系和计算进行了考查。拓展性题组题组一电离平衡常数的理解和应用1 .基础知识判断(正确的打“，”，错误的打“X”)。(1)电离平衡右移，电离常数一定增大(X)c2 hT c cO(2)H 2CO的电离常数表

10、达式：Ka =( X )C H2CO(3)电离常数可以表示弱电解质的相对强弱(V)(4)电离常数随着弱电解质的浓度增大而增大(X)(5)电离常数只与温度有关，与浓度无关(V)(6)电离常数大的酸溶液中的c(H+)一定比电离常数小的酸溶液中的c(H+)大(X)2 .液态化合物 AB会发生微弱的自身电离，电离方程式为ABA+B,在不同温度下其平衡常数为K(25 C) = 1.0 X10 14, K(35 C) = 2.1 X 10 4。则下列叙述正确的是 ()A. c(A+)随温度的升高而降低B. 35 C时，c(A + ) c(B )C. AB的电离程度：a (25 C) a (35 )D. A

11、B的电离是吸热过程解析 由于K(25 C) K(35 C),故c(A+)随温度的升高而增大，A错；由电离方程式可知， 在任何温度下，都存在 c(A+) =c(B ) , B错；由25 c和35 C时的平衡常数可知，温度越 高，电离程度越大，C错；由于K(25 C)H2SQHNQ, B项错误；设在冰醋酸中0.01 mol/L 的HCIQ4的H物质的量浓度为x,HC1C4H + ClQ 4c（起始）/mol/L 0.0100c（变化）/mol/Lxxxc（平衡）/mol/L 0.01- x x x22则电离常数 K= -一二丁 =1.6 X105, x = 4X10 4 mol/L，离子总浓度约为

12、8X100.01 -x 0.01mol/L , C项错误；在水溶液中，HClQ是一元强酸，NH 匕。是一元弱碱，D项正确。答案 D【练后归纳】电离常数的4大应用（1）判断弱酸（或弱碱）的相对强弱，电离常数越大，酸性（或碱性）越强。（2）判断盐溶液的酸性（或碱性）强弱，电离常数越大，对应的盐水解程度越小，碱性（或酸性） 越弱。（3）判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律。（4）判断微粒浓度比值的变化。弱电解质加水稀释时，能促进弱电解质的电离，溶液中离子和分子的浓度会发生相应的变化，但电离常数不变，考题中经常利用电离常数来判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。1、c CHCQQ c CHC

13、QQ - c 4如：0.1 mol L ChlCQQH溶液中加水稀释，cchcqqh = cCHCQQH cH -=,加水稀释时,c(H + )减小,K值不变，则CHCQQCHCQQH增大。拓展化学式电离平衡常数（25 C ）HCNK= 4.9 X1010CHCOOHK= 1.8 X10 5H2COK = 4.3 X10 , Ka=5.6 X1011(1)写出NaC通入少量 CO的离子方程式 CN + CO+ H2O=HCN HCO;(2)写出NaCO溶液中加入足量 CHCOOH勺离子方程式 CO2-+ 2CHCOOH=CO+ 2CHCOO + H2Oo题组二电离平衡常数及电离度的定量计算4.

14、已知室温时，0.1 mol I-某一元酸HA在水中有0.1%发生电离，下列叙述错误的是()A.该溶液的pH= 4B.升高温度，溶液的 pH增大C.此酸的电离平衡常数约为1X107D.由HA电离出的C(H + )约为水电离出的 C(H+)的106倍解析 根据HA在水中的电离度可算出 C(H + ) =0.1 mol”T7用HNO溶液做导电实验灯泡很.暗HNO不能与NaCl反应常温下0.1 mol L -的HNO溶?夜pH= 21 L pH = 1的HNO溶液加水稀释至100 L后溶液的pH= 2.21 L pH= 1的HNO和1 L pH= 1的盐酸与足量的 NaOH液完全反应，最终HNO消耗的

15、NaOH 溶液多HNO溶液中加入一定量 NaNO晶体，溶液中c（OHI ）增大HNO溶液中加水稀释，溶液中 c（OHI ）增大A.B.C.D.解析 如果盐酸（强酸）的浓度很小灯泡也很暗；如果是强酸，pH= 1;如果是强酸，加水稀释至100 L后溶液的pH= 3,实际pH= 2.2,这说明HNO容液中存在 HNOH+ + NG,加水平衡右移，使 pH3;依据 HNO+ NaOH=NaNOHQ HCl +NaOH=NaCl H2O可知， c（HNQ）大于c（HCl）,而溶液中c（H+）相同，所以HNO没有全部电离；加入 NaNO溶液中 C（OH ）增大，说明化学平衡.移动；不论是强酸还是弱酸，加水

16、稀释，溶液中C（H + ）均减小， 而C（OH ）增大。答案 C2 .为了证明一水合氨（NH3- H2O）是弱电解质，甲、乙、丙三人分别选用下列试剂进行实验： 0.010 mol - L 1氨水、0.1 mol - L 1NH4Cl溶液、NHCl晶体、酚酗:溶液、 pH试纸、蒸储水。 已知pH均为常温下测定。 甲用pH试纸测出0.010 mol L 1氨水的pH为10,就认定一水合氨是弱电解质，你认为这一方法是否正确？ （填“正确”或“不正确”），并说明理由（2）乙取出10 mL 0.010 mol L 一氨水，用pH试纸测其pH为a,然后用蒸储水稀释至 1 000 mL再用pH试纸测其pH=

17、 b,若要确认NH,H2。是弱电解质，则 a、b应满足什么关系？ （用“等式”或“不等式”表示 ）。（3）丙取出10 mL 0.010 mol L 1氨水，滴入2滴酚酬:试液，显粉红色，再加入少量 NHCl 晶体，颜色变 （填“深”或“浅”）。你认为这一方法能否证明 .NH-H2。是弱电解 质？ （填“能”或“否”），并说明原因： （4）请你根据所提供的试剂，再提出一个既合理又简便的方案证明 NH H2。是弱电解质:解析 （1）若NH H2O是强电解质，则 0.010 mol - L 1氨水中c（OHD应为0.010 mol L pH= 12。用pH试纸测出0.010 mol - L 1氨水的

18、pH为10,说明NH3 H2。没有完全电离，为 弱电解质。（2）若NH3 H2O是强电解质，则10 mL pH = a的氨水用蒸储水稀释至 1 000 mL , 其pH= a-2,而此时pH= b,因为NH H2O是弱电解质，不能完全电离，a、b应满足：a 2ba。（3）向0.010 mol - L 1氨水中加入少量 NHCl晶体，有两种可能：一是氯化俊在水溶 液中电离出的Nht水解使溶液显酸性，加入氨水中使其pH减小；二是NhJ使NHT2。的电离平衡NH-H2。NHt+OHT逆向移动，从而使溶液的pH减小，这两种可能均会使溶液颜色变浅，可证明 NH-H2O是弱电解质。（4）NHQl为强酸弱碱

19、盐，只需检验 NHCl溶液的酸碱 性，即可证明NH3 H2。是弱电解质还是强电解质。答案 （1）正确 若是强电解质，则 0.010 mol L 1氨水中c（OHI ）应为0.01 mol L 1, pH = 12;用pH试纸测出0.010 mol - L 1氨水的pH为10,说明NH H2。没有完全电离，应为 弱电解质（2） a-2b1。角度二：弱电解质溶液中存在电离平衡，条件改变，平衡移动，如pH= 1的CHCOO皤液加水稀释10倍，1pH7。弱酸（碱）或弱碱（酸）的比较及应用3. （2016 厦门模拟）25 C时，相同 pH的两种一元弱酸 HA与HB溶液分别加水稀释，溶液pH随溶液体积变化

20、的曲线如图所示。下列说法正确的是（）A.同浓度的 NaA与NaB溶液中，c(A-)小于c(B-)B a 点溶液的导电性大于b 点溶液C. a点的c(HA)大于b点的c(HB)D. HA的酸性强于HB解析 由于稀释过程中 HA的pH变化较大，故HA的酸性强于HB D项正确；酸的酸性越强， 对应的盐的水解程度越小，故NaB的水解程度大，同浓度的NaA与NaB溶液中c(B)小于c(A),A项错误；b点溶液的pH小于a点溶液的pH,说明b点溶液中c(H+)较大、c(B )较大， 故溶液导电性较强，B项错误；HA酸性弓II于HB则相同pH的溶液，c(HA)c(HB),稀释相 同倍数时，a点的c(HA)小

21、于b点的c(HB), C项错误。答案 D4.(郑州质检)现有浓度均为0.1 mol L -的盐酸、硫酸、醋酸三种溶液，回答下列问题：若三种溶液中c(H*)分别为ai mol - L & mol L工a3 mol L 一，则它们的大小关系为。(2)等体积的以上三种酸分别与过量的NaOH反应，若生成盐的物质的量依次为bi mol、b2 mol 、 b3 mol ，则它们的大小关系为 。(3)分别用以上三种酸中和等物质的量的NaOH溶液生成正盐，则需要体积最少的酸为(填化学式 ) 。(4)分别与Zn反应，开始时生成 H2的速率为vi、V2、V3,其大小关系为。解析 (1)硫酸和盐酸是强酸，醋酸是弱酸

22、，则ci(H+) = c(HCl) =0.1 mol L 1, c2(H + )=2c(H2SO)=0.2 mol L : c3(H *)aia3。 (2) 等体积 、 等浓度的盐酸、 硫酸和醋酸， 它们的物质的量相等， 分别与过量的 NaOH溶液反应，生成盐的物质的量相等，则它们的大小关系为 b1=b2=b$ (3)三种酸的浓度相等， 盐酸和醋酸都是一元酸，硫酸是二元酸，硫酸中氢离子浓度是盐酸中的 2 倍，则完全中和物质的量均相同的三份 NaOH液时，需要盐酸和醋酸的体积相等，需要硫酸的体积是盐酸的一半，所以需要体积最少的酸为硫酸。(4)三种溶液中c(H+)的大小关系为a2aia3,分别与Zn反应，开始时生成 H2的速率为V2viV3。答案 (1) %aia3 (2) bi = b2=b3 (3)H 2SO (4) V2viV3【练后归纳】强酸弱酸比较以一元强酸(HCl)与一元弱酸(CH3COOH的比较为例。(1)相同物质的量浓度、相同体积的盐酸与醋酸溶液的比较X比较、项目酸C(H+)PH中和碱的能力与活泼金属反应产生H2的量开始与金属反应的速率盐酸大小相同相同大醋酸溶液小大小(2)相同pH相同体积的盐酸与醋酸溶液的比较比较项目酸C(H+)C(酸)中和碱的能力与足量活泼金属反应产生H2的量开始与金属反应的速率盐酸相同小小少相同醋酸溶液大大多